Pergunta
A sacarina, C₇H₅NO₃S, é um ácido monoprótico em solução aquosa. Ela tem uma constante de ionização (Kₐ) de 7 x 10⁻⁸. Calcule o pH da solução preparada pela dissolução de 1,50 g de sacarina em água suficiente para 250 mL de solução.
Resposta
O pH da solução preparada será de 4,32.
Dados:
- massa de sacarina = 1,50 g
- volume de solução = 250 mL (0,25 L)
Primeiro, calculando-se a quantidade de mols em 1,50 g de substância:
[tex] \sf\dfrac {1,50}{183} = 0,0082[/tex] mol
Calculando, agora a concentração molar da solução desejada:
[tex] \sf\dfrac{0,0082}{0,25} = 0,03279 [/tex] mol/L
Foi dito que o ácido é monoprótico, ou seja, apenas 1 hidrônio é liberado. Então:
[tex]\sf HSac \longleftrightarrow H^+ + Sac^- [/tex]
Ou seja, após a dissociação, a concentração de H+ será igual a concentração de Sac-.
Uma vez que:
[tex] \sf Ka = \dfrac{[H^+] [Sac^-]}{[HSac]}[/tex] e que [tex]\sf[H+] = [Sac-][/tex], então:
[tex] \sf \dfrac{[H^+]^2}{HSac} \longrightarrow [H^+] = \sqrt{Ka\cdot[HSac]} [/tex]
[tex] \sf [H^+] = 4{,}79 \cdot 10^{-5} [/tex]
Finalmente:
[tex] \sf pH = -log(4 {,}79\cdot10^{-5}) \longrightarrow pH = 4,32 [/tex]
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